Question

（1）某溫度（t℃）時，測得0.01mol?L^-1的NaOH溶液的pH=11．在此溫度下，將pH=2的H₂SO₄溶液V_aL與pH=12的NaOH溶液V_bL混合，若所得混合液為中性，則V_a：V_b=

 

．
（2）在25℃時，將cmol?L^-1的醋酸溶液與0.02mol?L^-1NaOH溶液等體積混合后溶液剛好呈中性，用含c的代數(shù)式表示CH₃COOH的電離常數(shù)K_a=

 

．
（3）向0.01mol?L^-1 NH₄HSO₄溶液中滴加NaOH溶液至中性，此時溶液中的溶質組成是

 

；若加入NaOH溶液至反應最大量時離子濃度大小關系是

 

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Answer 1

考點：酸堿混合時的定性判斷及有關ph的計算,弱電解質在水溶液中的電離平衡

專題：電離平衡與溶液的pH專題

分析：0.01mol/L NaOH溶液，c（OH^-）=0.01mol/L，pH=11，則c（H⁺）=10^-11mol/L，Kw=c（OH^-）×c（H⁺），
（1）混合溶液為中性，則V_a L×0.01mol/L=V_b L×0.1mol/L；
（2）呈中性則c（H⁺）=c（OH^-）=10^-7mol/L，c（Na⁺）=c（CH₃COO^-）=0.01mol/L，以此計算；
（3）滴加NaOH溶液，由于生成強酸弱堿鹽，至中性時，應加入過量的NaOH溶液，以此判斷溶質組成；若加入NaOH溶液至反應最大量時，則生成物為：Na₂SO₄、NH₃?H₂O、（NH₄）₂SO₄，以此判斷離子濃度大小．

解答： 解：（1）將pH=2的H₂SO₄溶液V_aL與pH=12的NaOH溶液V_bL混合，若所得混合液為中性，則V_a L×0.01mol/L=V_b L×0.1mol/L，所以V_a：V_b=10：1，
故答案為：10：1；
（2）呈中性則c（H⁺）=c（OH^-）=10^-7mol/L，c（Na⁺）=c（CH₃COO^-）=0.01mol/L，所以用含c的代數(shù)式表示CH₃COOH的電離常數(shù)K_a=

10-7×0.01

c 2 -0.01

=

2×10-9

c-0.02

mol?L^-1，
故答案為：

2×10-9

c-0.02

；
（3）滴加NaOH溶液，由于生成強酸弱堿鹽，至中性時，應加入過量的NaOH溶液，即有部分NH₃?H₂O生成，即溶質組成為：Na₂SO₄、NH₃?H₂O、（NH₄）₂SO₄；若加入NaOH溶液至反應最大量時，則生成物為：Na₂SO₄、NH₃?H₂O，且濃度為：1：1，由于存在以下兩個電離平衡：NH₃?H₂O?NH₄⁺+OH^-，H₂O?H⁺+OH^-，說明c（OH^-）＞c（NH₄⁺）＞c（H⁺），由于NH₃?H₂O的電離過程微弱，所以c（SO₄^2-）＞c（OH^-），即離子濃度由大到小為：c（Na⁺）＞c（SO₄^2-）＞c（OH^-）＞c（NH₄⁺）＞c（H⁺），
故答案為：c（Na⁺）＞c（SO₄^2-）＞c（OH^-）＞c（NH₄⁺）＞c（H⁺）．

點評：本題考查酸堿混合的計算，明確該溫度下的Kw及pH與濃度的換算是解答本題的關鍵，注意酸堿反應的實質即可解答，側重學生分析能力及計算能力的考查，題目難度中等．